Karakterizimi i elementeve s

Blloku i elementeve s përfshin 13 elementë, të përbashkët për të cilët është ndërtimi në atomet e tyre të nënnivelit s të nivelit të jashtëm të energjisë.

Megjithëse hidrogjeni dhe heliumi klasifikohen si elementë s për shkak të natyrës specifike të vetive të tyre, ato duhet të konsiderohen veçmas. Hidrogjeni, natriumi, kaliumi, magnezi, kalciumi janë elementë vitalë.

Komponimet e elementeve s shfaqin modele të përgjithshme në veti, gjë që shpjegohet me ngjashmërinë strukturë elektronike atomet e tyre. Të gjitha elektronet e jashtme janë valente dhe marrin pjesë në formim lidhjet kimike. Prandaj, gjendja maksimale e oksidimit të këtyre elementeve në komponime është numri elektronet në shtresa e jashtme dhe, në përputhje me rrethanat, është e barabartë me numrin e grupit në të cilin ndodhet elementi i dhënë. Gjendja e oksidimit të metaleve të elementit s është gjithmonë pozitive. Një veçori tjetër është se pas ndarjes së elektroneve të shtresës së jashtme, mbetet një jon me një guaskë gazi fisnik. Me një rritje numër serik elementi, rrezja atomike, energjia e jonizimit zvogëlohet (nga 5,39 eV y Li në 3,83 eV y Fr), dhe aktiviteti reduktues i elementeve rritet.

Shumica dërrmuese e përbërjeve të elementeve s janë të pangjyrë (ndryshe nga komponimet e elementeve d), pasi kalimi i elektroneve d nga temperaturat e ulëta, që shkakton ngjyrën, është i përjashtuar. nivelet e energjisë në nivele më të larta të energjisë.

Përbërjet e elementeve të grupeve IA - IIA janë kripëra tipike; në një tretësirë ​​ujore, ato shpërndahen pothuajse plotësisht në jone dhe nuk i nënshtrohen hidrolizës së kationeve (përveç kripërave Be 2+ dhe Mg 2+).

kovalent jonik hidridi i hidrogjenit

Për jonet e elementeve s, formimi kompleks nuk është tipik. Komplekset kristalore të elementeve s me ligandë H 2 O-kristal hidrate, të njohura nga kohët e lashta, për shembull: Na 2 B 4 O 7 10H 2 O-boraks, KАl (SO 4) 2 12H 2 O-alum. Molekulat e ujit në hidratet kristalore grupohen rreth kationit, por ndonjëherë e rrethojnë plotësisht anionin. Për shkak të ngarkesës së vogël të jonit dhe rrezes së madhe të jonit, metalet alkali janë më pak të prirur ndaj formimit të komplekseve, duke përfshirë komplekset akua. si agjentë komplekse në komponimet komplekse jonet e litiumit, beriliumit, magnezit veprojnë si stabilitet të ulët.

Hidrogjeni. Vetitë kimike të hidrogjenit

Hidrogjeni është elementi më i lehtë s. Konfigurimi i tij elektronik në gjendjen bazë është 1S 1 . Një atom hidrogjeni përbëhet nga një proton dhe një elektron. E veçanta e hidrogjenit është se elektroni i tij valencë është drejtpërdrejt në sferën e veprimit bërthama atomike. Hidrogjeni nuk ka një shtresë elektronike të ndërmjetme, kështu që hidrogjeni nuk mund të konsiderohet një analog elektronik i metaleve alkali.

Ashtu si metalet alkaline, hidrogjeni është një agjent reduktues dhe shfaq një gjendje oksidimi +1. Spektrat e hidrogjenit janë të ngjashëm me ato të metaleve alkaline. Hidrogjeni është i ngjashëm me metalet alkaline në aftësinë e tij për të dhënë një jon të hidratuar të ngarkuar pozitivisht H + në tretësirë.

Ashtu si halogjenit, atomit të hidrogjenit i mungon një elektron. Kjo është arsyeja e ekzistencës së jonit hidrid H-.

Përveç kësaj, si atomet e halogjenit, atomet e hidrogjenit karakterizohen nga një energji e lartë jonizimi (1312 kJ/mol). Kështu, hidrogjeni zë një pozicion të veçantë në Tabelën Periodike të Elementeve.

Hidrogjeni është elementi më i bollshëm në univers, që përbën deri në gjysmën e masës së diellit dhe shumicën e yjeve.

Në diell dhe planetë të tjerë, hidrogjeni është në gjendje atomike, në mjedisin ndëryjor në formën e molekulave diatomike pjesërisht të jonizuara.

Hidrogjeni ka tre izotope; protium 1 H, deuterium 2 D dhe tritium 3 T, me tritium që është një izotop radioaktiv.

Molekulat e hidrogjenit dallohen nga forca e lartë dhe polarizueshmëria e ulët, madhësia e vogël dhe masa e ulët dhe kanë lëvizshmëri të lartë. Prandaj, hidrogjeni ka pika shkrirjeje shumë të ulëta (-259,2 o C) dhe pika vlimi (-252,8 o C). Për arsye të energji e larte shpërbërja (436 kJ / mol) dekompozimi i molekulave në atome ndodh në temperatura mbi 2000 ° C. Hidrogjeni është një gaz pa ngjyrë, pa erë dhe pa shije. Ka një densitet të ulët - 8,99·10 -5 g/cm Në presione shumë të larta, hidrogjeni kalon në gjendje metalike. Besohet se në planetët e largët sistem diellor- Jupiteri dhe Saturni, hidrogjeni është brenda gjendje metalike. Ekziston një supozim se bërthama e tokës përfshirë gjithashtu hidrogjeni metalik, ku është në presionin ultra të lartë të krijuar nga manteli i tokës.

Vetitë kimike. Në temperatura e dhomës Hidrogjeni molekular reagon vetëm me fluorin, kur rrezatohet me dritë - me klor dhe brom, kur nxehet me O 2, S, Se, N 2, C, I 2.

Reaksionet e hidrogjenit me oksigjenin dhe halogjenet zhvillohen sipas mekanizmit radikal.

Ndërveprimi me klorin është një shembull i një reaksioni të padegëzuar kur rrezatohet me dritë (aktivizimi fotokimik), kur nxehet (aktivizimi termik).

Cl + H 2 \u003d HCl + H (zhvillimi i zinxhirit)

H + Cl 2 \u003d HCl + Cl

Një shpërthim i një gazi shpërthyes - një përzierje hidrogjen-oksigjen - është një shembull i një procesi zinxhir të degëzuar, kur zinxhiri inicues përfshin jo një, por disa faza:

H 2 + O 2 \u003d 2OH

H + O 2 \u003d OH + O

O + H 2 \u003d OH + H

OH + H 2 \u003d H 2 O + H

Procesi shpërthyes mund të shmanget duke punuar me hidrogjen të pastër.

Meqenëse hidrogjeni karakterizohet nga gjendje oksidimi pozitive (+1) dhe negative (-1), hidrogjeni mund të shfaqë veti reduktuese dhe oksiduese.

Vetitë reduktuese të hidrogjenit manifestohen kur ndërveprojnë me jometalet:

H2 (g) + Cl 2 (g) \u003d 2HCl (g),

2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g),

Këto reagime vazhdojnë me lëshimin një numër i madh nxehtësia, e cila tregon një energji (fortësi) të lartë të lidhjeve H-Cl, H-O. Prandaj, hidrogjeni shfaq veti reduktuese në lidhje me shumë okside, halogjene, për shembull:

Kjo është baza për përdorimin e hidrogjenit si një agjent reduktues për marrjen e substancave të thjeshta nga oksidet halide.

Një agjent reduktues edhe më i fortë është hidrogjeni atomik. Formohet nga shkarkimi molekular në një elektron në kushte presioni të ulët.

Hidrogjeni ka një aktivitet të lartë reduktues në momentin e çlirimit gjatë bashkëveprimit të një metali me një acid. Një hidrogjen i tillë redukton CrCl 3 në CrCl 2:

2CrCl 3 + 2HCl + 2Zn = 2CrCl 2 + 2ZnCl 2 + H 2 ^

Ndërveprimi i hidrogjenit me oksidin nitrik (II) është i rëndësishëm:

2NO + 2H 2 = N 2 + H 2 O

Përdoret në sistemet e pastrimit në prodhimin e acidit nitrik.

Si një agjent oksidues, hidrogjeni ndërvepron me metale aktive:

Në këtë rast, hidrogjeni sillet si një halogjen, duke formuar halogjene të ngjashme hidridet.

Hidridet e elementeve s të grupit I kanë strukturë jonike të tipit NaCl. Kimikisht, hidridet jonike sillen si komponime bazë.

Ato kovalente përfshijnë hidridet e elementeve jometalike më pak elektronegative se vetë hidrogjeni, për shembull, hidridet e përbërjes SiH 4, BH 3, CH 4. Nga natyra kimike, hidridet jometale janë komponime acidike.

Një tipar karakteristik i hidrolizës së hidrideve është lëshimi i hidrogjenit, reagimi vazhdon sipas mekanizmit redoks.

Hidridi bazë

hidridi i acidit

Për shkak të çlirimit të hidrogjenit, hidroliza vazhdon plotësisht dhe në mënyrë të pakthyeshme (?Н<0, ?S>0). Në këtë rast, hidridet bazë formojnë një alkali dhe acide acidike.

Potenciali standard i sistemit është B. Prandaj, joni H është një agjent i fortë reduktues.

Në laborator, hidrogjeni përftohet duke reaguar zinkun me acid sulfurik 20% në një aparat Kipp.

Zinku teknik shpesh përmban papastërti të vogla të arsenikut dhe antimonit, të cilat reduktohen nga hidrogjeni në momentin e lëshimit në gaze toksike: arsine SbH 3 dhe stabyne SbH Një hidrogjen i tillë mund të jetë helmues. Me zink kimikisht të pastër, reagimi vazhdon ngadalë për shkak të mbitensionit dhe nuk mund të merret një rrymë e mirë hidrogjeni. Shpejtësia e këtij reagimi rritet duke shtuar kristale vitriol blu, reaksioni përshpejtohet me formimin e një çifti galvanik Cu-Zn.

Më shumë hidrogjen i pastër formohet nga veprimi i alkalit në silikon ose alumin kur nxehet:

Në industri, hidrogjeni i pastër përftohet nga elektroliza e ujit që përmban elektrolite (Na 2 SO 4 , Ba (OH) 2).

Një sasi e madhe hidrogjeni formohet si nënprodukt gjatë elektrolizës së një tretësire ujore të klorurit të natriumit me një diafragmë që ndan hapësirën e katodës dhe anodës,

Sasia më e madhe e hidrogjenit prodhohet nga gazifikimi lëndë djegëse e ngurtë avulli i mbinxehur (antracit):

Ose me konvertim gazit natyror avulli i mbinxehur (metan):

Përzierja që rezulton (gazi sintetik) përdoret në prodhimin e shumë komponimet organike. Rendimenti i hidrogjenit mund të rritet duke kaluar gazin e sintezës mbi katalizator, ndërsa CO konvertohet në CO2.

Aplikacion. Një sasi e madhe hidrogjeni konsumohet në sintezën e amoniakut. Për prodhimin e klorurit të hidrogjenit dhe acidit klorhidrik, për hidrogjenizimin e yndyrave bimore, për reduktimin e metaleve (Mo, W, Fe) nga oksidet. Flakët hidrogjen-oksigjen përdoren për saldimin, prerjen dhe shkrirjen e metaleve.

Hidrogjeni i lëngshëm përdoret si lëndë djegëse raketash. Karburanti hidrogjen është miqësore me mjedisin dhe më shumë energji se benzina, kështu që mund të zëvendësojë produktet e naftës në të ardhmen. Tashmë, disa qindra makina janë duke punuar me hidrogjen në botë. Problemet e energjisë së hidrogjenit lidhen me ruajtjen dhe transportin e hidrogjenit. Hidrogjeni i ruajtur në cisterna nëntokësore në gjendje e lëngët nën presion prej 100 atm. Transporti sasi të mëdha hidrogjeni i lëngshëm përbën një rrezik serioz.

PËRKUFIZIM

Hidrogjeni- elementi i parë i Tabelës Periodike elementet kimike DI. Mendelejevi. Simboli është N.

Masa atomike - 1 e mëngjesit. Molekula e hidrogjenit është diatomike - H2.

Konfigurimi elektronik i atomit të hidrogjenit është 1s 1. Hidrogjeni i përket familjes së elementeve s. Në përbërjet e tij, ai shfaq gjendje oksidimi -1, 0, +1. Hidrogjeni natyror përbëhet nga dy izotope të qëndrueshme - protium 1 H (99,98%) dhe deuterium 2 H (D) (0,015%) - dhe izotopi radioaktiv tritium 3 H (T) (sasi gjurmë, gjysma e jetës - 12,5 vjet).

Vetitë kimike të hidrogjenit

Në kushte normale, hidrogjeni molekular shfaq një reaktivitet relativisht të ulët, i cili shpjegohet nga forca e lartë e lidhjes në molekulë. Kur nxehet, ai ndërvepron me pothuajse të gjitha substancat e thjeshta të formuara nga elementët e nëngrupeve kryesore (përveç gazeve fisnike, B, Si, P, Al). Në reaksionet kimike, ai mund të veprojë si një agjent reduktues (më shpesh) dhe një agjent oksidues (më rrallë).

Hidrogjeni manifestohet vetitë e agjentit reduktues(H 2 0 -2e → 2H +) në reaksionet e mëposhtme:

1. Reaksionet e bashkëveprimit me substanca të thjeshta - jometale. Hidrogjeni reagon me halogjene, për më tepër, reagimi i ndërveprimit me fluorin në kushte normale, në errësirë, me një shpërthim, me klorin - nën ndriçim (ose rrezatim UV) nga një mekanizëm zinxhir, me brom dhe jod vetëm kur nxehet; oksigjen(një përzierje e oksigjenit dhe hidrogjenit në një raport vëllimi 2:1 quhet "gaz shpërthyes"), gri, azotit Dhe karbonit:

H 2 + Hal 2 \u003d 2HHal;

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q (t);

H 2 + S \u003d H 2 S (t \u003d 150 - 300C);

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);

2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).

2. Reaksionet e ndërveprimit me substanca komplekse. Hidrogjeni reagon me oksidet e metaleve me pak aktiv, dhe është në gjendje të reduktojë vetëm metalet që janë në serinë e aktivitetit në të djathtë të zinkut:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O (t);

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O (t);

WO 3 + 3H 2 \u003d W + 3H 2 O (t).

Hidrogjeni reagon me okside jometale:

H 2 + CO 2 ↔ CO + H 2 O (t);

2H 2 + CO ↔ CH 3 OH (t = 300C, p = 250 - 300 atm., kat = ZnO, Cr 2 O 3).

Hidrogjeni hyn në reaksione hidrogjenizimi me komponime organike të klasës së cikloalkaneve, alkeneve, areneve, aldehideve dhe ketoneve, etj. Të gjitha këto reaksione kryhen nën ngrohje, nën presion, platini ose nikeli përdoret si katalizator:

CH 2 \u003d CH 2 + H 2 ↔ CH 3 -CH 3;

C 6 H 6 + 3H 2 ↔ C 6 H 12;

C 3 H 6 + H 2 ↔ C 3 H 8;

CH 3 CHO + H 2 ↔ CH 3 -CH 2 -OH;

CH 3 -CO-CH 3 + H 2 ↔ CH 3 -CH (OH) -CH 3.

Hidrogjeni si agjent oksidues(H 2 + 2e → 2H -) vepron në reaksione me metale alkaline dhe toka alkaline. Në këtë rast, formohen hidride - komponime jonike kristalore në të cilat hidrogjeni shfaq një gjendje oksidimi prej -1.

2Na + H 2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).

Vetitë fizike të hidrogjenit

Hidrogjeni është një gaz i lehtë pa ngjyrë, pa erë, me dendësi në n.o. - 0,09 g / l, 14,5 herë më e lehtë se ajri, t bale = -252,8C, t pl = - 259,2C. Hidrogjeni është pak i tretshëm në ujë dhe tretës organikë, është shumë i tretshëm në disa metale: nikel, paladium, platin.

Sipas kozmokimisë moderne, hidrogjeni është elementi më i bollshëm në univers. Forma kryesore e ekzistencës së hidrogjenit në hapësirë ​​kozmike janë atome individuale. Hidrogjeni është elementi i 9-të më i bollshëm në Tokë. Sasia kryesore e hidrogjenit në Tokë është në gjendje të lidhur - në përbërjen e ujit, naftës, gazit natyror, qymyrit etj. Në formën e një substance të thjeshtë, hidrogjeni gjendet rrallë - në përbërjen e gazeve vullkanike.

Marrja e hidrogjenit

Ekzistojnë metoda laboratorike dhe industriale për prodhimin e hidrogjenit. Metodat laboratorike përfshijnë bashkëveprimin e metaleve me acidet (1), si dhe ndërveprimin e aluminit me tretësirat ujore të alkaleve (2). Ndër metodat industriale për prodhimin e hidrogjenit, elektroliza luan një rol të rëndësishëm. tretësirat ujore alkalet dhe kripërat (3) dhe shndërrimi i metanit (4):

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (1);

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na +3 H2 (2);

2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH (3);

CH 4 + H 2 O ↔ CO + H 2 (4).

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

SHEMBULL 1

Detyrë	Kur 23,8 g kallaj metalik ndërvepruan me një tepricë të acidit klorhidrik, u lirua hidrogjen, në një sasi të mjaftueshme për të marrë 12,8 g bakër metalik.Përcaktoni shkallën e oksidimit të kallajit në përbërjen që rezulton.
Zgjidhje	Në bazë të strukturës elektronike të atomit të kallajit (...5s 2 5p 2), mund të konkludojmë se kallaji karakterizohet nga dy gjendje oksidimi - +2, +4. Bazuar në këtë, ne do të përpilojmë ekuacionet e reaksioneve të mundshme: Sn + 2HCl = H2 + SnCl2 (1); Sn + 4HCl = 2H 2 + SnCl 4 (2); CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O (3). Gjeni sasinë e substancës së bakrit: v (Cu) \u003d m (Cu) / M (Cu) \u003d 12,8 / 64 \u003d 0,2 mol. Sipas ekuacionit 3, sasia e substancës së hidrogjenit: v (H 2) \u003d v (Cu) \u003d 0,2 mol. Duke ditur masën e kallajit, gjejmë sasinë e substancës së tij: v (Sn) \u003d m (Sn) / M (Sn) \u003d 23,8 / 119 \u003d 0,2 mol. Le të krahasojmë sasitë e substancave të kallajit dhe hidrogjenit sipas ekuacioneve 1 dhe 2 dhe sipas gjendjes së problemit: v 1 (Sn): v 1 (H 2) = 1:1 (ekuacioni 1); v 2 (Sn): v 2 (H 2) = 1: 2 (ekuacioni 2); v(Sn): v(H 2) = 0,2:0,2 = 1:1 (gjendja problematike). Prandaj, kallaji reagon me acid klorhidrik sipas ekuacionit 1 dhe gjendja e oksidimit të kallajit është +2.
Përgjigju	Gjendja e oksidimit të kallajit është +2.

SHEMBULL 2

Detyrë	Gazi i çliruar nga veprimi i 2,0 g zinku për 18,7 ml acid klorhidrik 14,6% (densiteti i tretësirës 1,07 g/ml) kalohet duke ngrohur mbi 4,0 g oksid bakri (II). Sa është masa e përzierjes së ngurtë që rezulton?
Zgjidhje	Kur zinku vepron në acid klorhidrik Hidrogjeni lirohet: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (1), i cili, kur nxehet, redukton oksidin e bakrit (II) në bakër (2): CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. Gjeni sasinë e substancave në reagimin e parë: m (p-ra Hcl) = 18,7. 1,07 = 20,0 g; m(HCl) = 20.0. 0,146 = 2,92 g; v (HCl) \u003d 2,92 / 36,5 \u003d 0,08 mol; v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol. Zinku ka mungesë, kështu që sasia e hidrogjenit të çliruar është: v (H 2) \u003d v (Zn) \u003d 0,031 mol. Në reagimin e dytë, hidrogjeni është i mangët sepse: v (CuO) \u003d 4,0 / 80 \u003d 0,05 mol. Si rezultat i reaksionit, 0.031 mol CuO do të kthehet në 0.031 mol Cu, dhe humbja e masës do të jetë: m (СuО) - m (Сu) \u003d 0,031 × 80 - 0,031 × 64 \u003d 0,50 g. Masa e përzierjes së ngurtë të CuO me Cu pas kalimit të hidrogjenit do të jetë: 4,0-0,5 = 3,5 g
Përgjigju	Masa e përzierjes së ngurtë të CuO me Cu është 3,5 g.

Hidrogjeni në tabelën periodike është numër një, në I dhe grupet VII menjëherë. Simboli i hidrogjenit është H (lat. Hydrogenium). Është një gaz shumë i lehtë, pa ngjyrë dhe pa erë. Ekzistojnë tre izotope të hidrogjenit: 1H - protium, 2H - deuterium dhe 3H - tritium (radioaktiv). Ajri ose oksigjeni në reagim me hidrogjen i thjeshtë H2 është shumë i ndezshëm dhe gjithashtu shpërthyes. Hidrogjeni nuk lëshon produkte toksike. Është i tretshëm në etanol dhe një numër metalesh (veçanërisht në nëngrupin anësor).

Prevalenca e hidrogjenit në Tokë

Ashtu si oksigjeni, hidrogjeni ka një rëndësi të madhe. Por, ndryshe nga oksigjeni, pothuajse i gjithë hidrogjeni është brenda formë e lidhur me substanca të tjera. Në gjendje të lirë, është vetëm në atmosferë, por sasia e tij atje është jashtëzakonisht e papërfillshme. Hidrogjeni është një përbërës i pothuajse të gjitha përbërjeve organike dhe organizmave të gjallë. Më shpesh shfaqet në formën e një oksidi - uji.

Vetitë fiziko-kimike

Hidrogjeni nuk është aktiv dhe kur nxehet ose në prani të katalizatorëve, ai reagon me pothuajse të gjithë elementët kimikë të thjeshtë dhe kompleks.

Reagimi i hidrogjenit me elementë të thjeshtë kimikë

Në temperatura të larta, hidrogjeni reagon me oksigjen, squfur, klor dhe azot. do të mësoni se çfarë eksperimentesh me gazrat mund të bëni në shtëpi.

Përvojë në ndërveprimin e hidrogjenit me oksigjenin në laborator

Le të marrim hidrogjenin e pastër, i cili vjen përmes tubit të daljes së gazit, dhe t'i vëmë zjarrin. Do të digjet me një flakë mezi të dukshme. Nëse vendosni një tub hidrogjeni në një enë, ai do të vazhdojë të digjet dhe pikat e ujit formohen në mure. Ky oksigjen ka reaguar me hidrogjenin:

2H2 + O2 = 2H2O + Q

Kur hidrogjeni digjet, gjenerohet shumë energji termike. Temperatura e kombinimit të oksigjenit dhe hidrogjenit arrin 2000 °C. Oksigjeni oksidoi hidrogjenin, prandaj ky reaksion quhet reaksion oksidimi.

Në kushte normale (pa ngrohje), reagimi vazhdon ngadalë. Dhe në temperatura mbi 550 ° C, ndodh një shpërthim (formohet i ashtuquajturi gaz shpërthyes). Në të kaluarën, hidrogjeni përdorej shpesh në balona, por për shkak të formimit të gazit shpërthyes, ka pasur shumë fatkeqësi. Integriteti i topit u prish dhe ndodhi një shpërthim: hidrogjeni reagoi me oksigjen. Prandaj, tani përdoret helium, i cili nxehet periodikisht nga një flakë.

Klori reagon me hidrogjenin dhe formon klorur hidrogjeni (vetëm në prani të dritës dhe nxehtësisë). Reagimi kimik i hidrogjenit dhe klorit duket si ky:

H2 + Cl2 = 2HCl

Një fakt interesant: reagimi i fluorit me hidrogjen shkakton një shpërthim edhe në errësirë ​​dhe në temperatura nën 0 ° C.

Ndërveprimi i azotit me hidrogjenin mund të ndodhë vetëm kur nxehet dhe në prani të një katalizatori. Ky reagim prodhon amoniak. Ekuacioni i reagimit:

ЗН2 + N2 = 2НН3

Reagimi i squfurit dhe hidrogjenit ndodh me formimin e gazit - sulfid hidrogjeni. Si rezultat, ndihet era e vezëve të kalbura:

H2 + S = H2S

Në metale, hidrogjeni jo vetëm që shpërndahet, por gjithashtu mund të reagojë me to. Si rezultat, formohen komponime që quhen hidride. Disa hidride përdoren si lëndë djegëse në raketa. Ata gjithashtu prodhojnë energji bërthamore.

Reagimi me elemente kimike komplekse

Për shembull, hidrogjeni me oksid bakri. Merrni një tub hidrogjeni dhe kaloni përmes pluhurit të oksidit të bakrit. I gjithë reagimi ndodh në ngrohje. Pluhuri i zi i bakrit do të kthehet në kafe-të kuqe (ngjyra e bakrit të thjeshtë). Pikat e lëngut do të shfaqen gjithashtu në pjesët e pa ngrohura të balonës - kjo është formuar.

Reaksion kimik:

CuO + H2 = Cu + H2O

Siç mund ta shihni, hidrogjeni reagoi me oksid dhe reduktoi bakrin.

Reagimet e rikuperimit

Nëse një substancë heq një oksid gjatë reaksionit, ai është një agjent reduktues. Në shembullin e reaksionit të oksidit të bakrit me ne shohim se hidrogjeni ishte agjenti reduktues. Ai gjithashtu reagon me disa okside të tjera si HgO, MoO3 dhe PbO. Në çdo reagim, nëse njëri nga elementët është një agjent oksidues, tjetri do të jetë një agjent reduktues.

Të gjitha përbërjet e hidrogjenit

Përbërjet e hidrogjenit me jometale- shumë e paqëndrueshme dhe gazet helmuese(p.sh. sulfidi i hidrogjenit, silani, metani).

Halidet e hidrogjenit Kloruri i hidrogjenit është më i përdoruri. Kur tretet, formon acid klorhidrik. Në këtë grup bëjnë pjesë edhe: fluori i hidrogjenit, jodidi i hidrogjenit dhe bromidi i hidrogjenit. Të gjitha këto komponime formojnë acidet përkatëse si rezultat.

Peroksid hidrogjeni (formula kimikeН2О2) shfaq vetitë më të forta oksiduese.

Hidroksidet e hidrogjenit ose ujë H2O.

hidridet janë komponime me metale.

Hidroksidet janë acide, baza dhe komponime të tjera që përmbajnë hidrogjen.

komponimet organike: proteinat, yndyrnat, lipidet, hormonet dhe të tjera.

E lëngshme

Hidrogjeni(lat. Hidrogjen; shënohet me simbolin H) është elementi i parë sistemi periodik elementet. Shpërndarë gjerësisht në natyrë. Kationi (dhe bërthama) e izotopit më të zakonshëm të hidrogjenit 1 H është protoni. Vetitë e bërthamës 1 H bëjnë të mundur përdorimin e gjerë të spektroskopisë NMR në analizë çështje organike.

Tre izotope të hidrogjenit kanë emrat e tyre: 1 H - protium (H), 2 H - deuterium (D) dhe 3 H - tritium (radioaktiv) (T).

Substanca e thjeshtë hidrogjen - H 2 - është një gaz i lehtë pa ngjyrë. Në një përzierje me ajër ose oksigjen, është i djegshëm dhe shpërthyes. Jo toksike. I tretshëm në etanol dhe një sërë metalesh: hekur, nikel, paladium, platin.

Historia

Lëshimi i gazit të djegshëm gjatë bashkëveprimit të acideve dhe metaleve u vu re në 16 dhe shekujt XVII në agimin e formimit të kimisë si shkencë. Mikhail Vasilyevich Lomonosov gjithashtu tregoi drejtpërdrejt izolimin e tij, por tashmë duke kuptuar përfundimisht se ky nuk ishte phlogiston. Fizikani dhe kimisti anglez Henry Cavendish studioi këtë gaz në 1766 dhe e quajti atë "ajër i djegshëm". Kur digjej, "ajri i djegshëm" prodhonte ujë, por respektimi i teorisë së phlogiston nga Cavendish e pengoi atë të nxirrte përfundimet e duhura. Kimisti francez Antoine Lavoisier, së bashku me inxhinierin J. Meunier, duke përdorur gazometra të veçantë, në vitin 1783 kryen sintezën e ujit, dhe më pas analizën e tij, duke dekompozuar avujt e ujit me hekur të nxehtë. Kështu, ai vërtetoi se "ajri i djegshëm" është pjesë e ujit dhe mund të merret prej tij.

origjina e emrit

Lavoisier i dha emrin hydrogène hidrogjenit, që do të thotë "ujëmbajtës". Emri rus"hidrogjeni" u propozua nga kimisti M.F. Solovyov në 1824 - në analogji me "oksigjenin" e Slomonosov.

Prevalenca

Hidrogjeni është elementi më i bollshëm në univers. Ai përbën rreth 92% të të gjithë atomeve (8% janë atome të heliumit, pjesa e të gjithë elementëve të tjerë të marrë së bashku është më pak se 0.1%). Kështu, hidrogjeni është kryesori komponent yjet dhe gazi ndëryjor. Në kushtet e temperaturave yjore (për shembull, temperatura e sipërfaqes së Diellit është ~ 6000 °C), hidrogjeni ekziston në formën e plazmës; në hapësirën ndëryjore, ky element ekziston në formën e molekulave, atomeve dhe joneve individuale dhe mund të formojnë re molekulare që ndryshojnë ndjeshëm në madhësi, densitet dhe temperaturë.

Korja e tokës dhe organizmat e gjallë

Pjesa masive e hidrogjenit në kores së tokësështë 1% - ky është elementi i dhjetë më i zakonshëm. Sidoqoftë, roli i tij në natyrë përcaktohet jo nga masa, por nga numri i atomeve, pjesa e të cilave midis elementeve të tjerë është 17% (vendi i dytë pas oksigjenit, përqindja e atomeve të të cilit është ~ 52%). Prandaj, vlera e hidrogjenit në proceset kimike që ndodh në Tokë është pothuajse aq i madh sa oksigjeni. Ndryshe nga oksigjeni, i cili ekziston në Tokë si në gjendje të lidhur ashtu edhe në gjendje të lirë, praktikisht i gjithë hidrogjeni në Tokë është në formën e komponimeve; vetëm një sasi shumë e vogël e hidrogjenit në formën e një lënde të thjeshtë gjendet në atmosferë (0,00005% në vëllim).

Hidrogjeni është një përbërës i pothuajse të gjitha substancave organike dhe është i pranishëm në të gjitha qelizat e gjalla. Në qelizat e gjalla, nga numri i atomeve, hidrogjeni përbën pothuajse 50%.

Faturë

Metodat industriale për marrjen e substancave të thjeshta varen nga forma në të cilën elementi përkatës gjendet në natyrë, domethënë nga cila mund të jetë lënda e parë për prodhimin e tij. Pra, përftohet oksigjeni, i disponueshëm në gjendje të lirë në mënyrë fizike- çlirimi nga ajri i lëngshëm. Hidrogjeni, nga ana tjetër, është pothuajse i gjithë në formën e komponimeve, prandaj, për ta marrë atë, metodat kimike. Në veçanti, mund të përdoren reaksionet e dekompozimit. Një nga mënyrat për të prodhuar hidrogjen është reaksioni i dekompozimit të ujit nga rryma elektrike.

bazë mënyrë industriale Prodhimi i hidrogjenit - reagimi me ujin e metanit, i cili është pjesë e gazit natyror. Ajo kryhet në temperaturë të lartë(është e lehtë të verifikohet se kur metani kalohet edhe përmes ujit të vluar, nuk ndodh asnjë reagim):

CH 4 + 2H 2 O \u003d CO 2 + 4H 2 -165 kJ

Në laborator, për të marrë substanca të thjeshta, jo domosdoshmërisht përdoren lëndë të para natyrore, por zgjidhen ato substanca fillestare nga të cilat është më e lehtë të izolohet lënda e nevojshme. Për shembull, në laborator, oksigjeni nuk merret nga ajri. E njëjta gjë vlen edhe për prodhimin e hidrogjenit. Një nga metodat laboratorike për prodhimin e hidrogjenit, i cili ndonjëherë përdoret në industri, është zbërthimi i ujit nga rryma elektrike.

Hidrogjeni zakonisht prodhohet në laborator duke reaguar zinkun me acid klorhidrik.

Në industri

1. Elektroliza e tretësirave ujore të kripërave:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2. Kalimi i avullit të ujit mbi koks të nxehtë në një temperaturë prej rreth 1000 °C:

H2O+C? H2 + CO

3.Nga gazi natyror.

Konvertimi i avullit:

CH 4 + H 2 O? CO + 3H 2 (1000 °C)

Oksidimi katalitik me oksigjen:

2CH4 + O2? 2CO + 4H2

4. Plasaritja dhe reformimi i hidrokarbureve në procesin e përpunimit të naftës.

Në laborator

1.Veprimi i acideve të holluara në metale. Për të kryer një reagim të tillë, zinku dhe acidi klorhidrik i holluar përdoren më shpesh:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Ndërveprimi i kalciumit me ujin:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

3.Hidroliza e hidrideve:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Veprimi i alkaleve në zink ose alumin:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Me ndihmën e elektrolizës. Gjatë elektrolizës së tretësirave ujore të alkaleve ose acideve, hidrogjeni lirohet në katodë, për shembull:

2H 3 O + + 2e − → H 2 + 2H 2 O

Vetitë fizike

Hidrogjeni mund të ekzistojë në dy forma (modifikime) - në formën e orto- dhe para-hidrogjenit. Në molekulën e ortohidrogjenit o-H 2 (mp. −259,10 ° C, bp. −252,56 ° C) rrotullimet bërthamore drejtohen në të njëjtën mënyrë (paralele), ndërsa parahidrogjeni fq-H 2 (mp. −259,32 ° C, bp. −252,89 ° C) - përballë njëri-tjetrit (antiparalel). Përzierje ekuilibri o-H 2 dhe fq-H 2 në një temperaturë të caktuar quhet hidrogjeni i ekuilibrit e-H2.

Modifikimet e hidrogjenit mund të ndahen me adsorbim në karbonin aktiv në temperaturën e azotit të lëngët. Në shumë temperaturat e ulëta ekuilibri ndërmjet ortohidrogjenit dhe parahidrogjenit është zhvendosur pothuajse tërësisht drejt këtij të fundit. Në 80 K, raporti i pamjes është afërsisht 1:1. Parahidrogjeni i desorbuar konvertohet në ortohidrogjen pas ngrohjes deri në formimin e një përzierje ekuilibri në temperaturën e dhomës (orto-para: 75:25). Pa një katalizator, transformimi ndodh ngadalë (në kushtet e mediumit ndëryjor - me kohë karakteristike deri në ato kozmologjike), gjë që bën të mundur studimin e vetive të modifikimeve individuale.

Hidrogjeni është gazi më i lehtë, 14.5 herë më i lehtë se ajri. Natyrisht, sa më e vogël të jetë masa e molekulave, aq më e lartë është shpejtësia e tyre në të njëjtën temperaturë. Ashtu si më të lehtat, molekulat e hidrogjenit lëvizin më shpejt se molekulatçdo gaz tjetër dhe kështu mund të transferojë nxehtësinë më shpejt nga një trup në tjetrin. Nga kjo rrjedh se hidrogjeni ka përçueshmërinë termike më të lartë midis substanca të gazta. Përçueshmëria e tij termike është rreth shtatë herë më e lartë se ajo e ajrit.

Molekula e hidrogjenit është diatomike - H2. Në kushte normale, është një gaz pa ngjyrë, pa erë dhe pa shije. Dendësia 0.08987 g/l (n.o.), pika e vlimit -252.76 °C, ngrohje specifike djegie 120,9 × 10 6 J / kg, pak e tretshme në ujë - 18,8 ml / l. Hidrogjeni është shumë i tretshëm në shumë metale (Ni, Pt, Pd, etj.), veçanërisht në paladium (850 vëllime për 1 vëllim Pd). E lidhur me tretshmërinë e hidrogjenit në metale është aftësia e tij për t'u shpërndarë nëpër to; Difuzioni përmes një aliazhi karbonik (për shembull, çeliku) ndonjëherë shoqërohet me shkatërrimin e lidhjes për shkak të ndërveprimit të hidrogjenit me karbonin (i ashtuquajturi dekarbonizim). Praktikisht i pazgjidhshëm në argjend.

hidrogjen i lëngshëm ekziston në një interval shumë të ngushtë temperaturash nga -252,76 në -259,2 °C. Është një lëng pa ngjyrë, shumë i lehtë (dendësia në -253 °C 0,0708 g / cm 3) dhe lëng (viskoziteti në -253 °C 13,8 gradë). Parametrat kritikë të hidrogjenit janë shumë të ulëta: temperatura -240,2 °C dhe presioni 12,8 atm. Kjo shpjegon vështirësitë në lëngëzimin e hidrogjenit. Në gjendje të lëngët, hidrogjeni ekuilibër përbëhet nga 99,79% para-H2, 0,21% ortho-H2.

Hidrogjeni i ngurtë, pika e shkrirjes −259,2 °C, dendësia 0,0807 g/cm3 (në −262 °C) — masë e ngjashme me borën, kristale gjashtëkëndore, grupi hapësinor P6/mmc, parametrat e qelizave a=3,75 c=6.12. Në presion të lartë, hidrogjeni bëhet metalik.

izotopet

Hidrogjeni gjendet në tre izotopet që kanë emra individualë: 1 H - protium (H), 2 H - deuterium (D), 3 H - tritium (radioaktiv) (T).

Protiumi dhe deuteriumi janë izotopë të qëndrueshëm me numër masiv 1 dhe 2. Përmbajtja e tyre në natyrë është përkatësisht 99,9885 ± 0,0070% dhe 0,0115 ± 0,0070%. Ky raport mund të ndryshojë pak në varësi të burimit dhe metodës së prodhimit të hidrogjenit.

Izotopi i hidrogjenit 3 H (tritium) është i paqëndrueshëm. Gjysma e jetës së tij është 12.32 vjet. Tritium gjendet në natyrë në sasi shumë të vogla.

Literatura gjithashtu ofron të dhëna për izotopet e hidrogjenit me numra masiv 4–7 dhe gjysmë jetë 10–22–10–23 s.

Hidrogjeni natyror përbëhet nga molekula H 2 dhe HD (deuterohidrogjen) në një raport 3200:1. Përmbajtja e hidrogjenit të pastër të deuteriumit D 2 është edhe më e vogël. Raporti i përqendrimit të HD dhe D 2 është afërsisht 6400:1.

Nga të gjithë izotopet e elementeve kimike, vetitë fizike dhe kimike të izotopeve të hidrogjenit ndryshojnë më shumë nga njëra-tjetra. Kjo është për shkak të ndryshimit më të madh relativ në masat e atomeve.

	Temperatura shkrirja, K	Temperatura duke vluar, K	E trefishtë pika, K / kPa	kritike pika, K / kPa	Dendësia lëng/gaz, kg/m³

Deuteriumi dhe tritiumi gjithashtu kanë modifikime orto dhe para: fq-D2, o-D2, fq-T2, o-T 2. Hidrogjeni heteroizotopik (HD, HT, DT) nuk kanë modifikime orto dhe para.

Vetitë kimike

Fraksion i molekulave të hidrogjenit të disociuar

Molekulat e hidrogjenit H 2 janë mjaft të forta, dhe në mënyrë që hidrogjeni të reagojë, duhet të shpenzohet shumë energji:

H 2 \u003d 2H - 432 kJ

Prandaj, në temperatura të zakonshme, hidrogjeni reagon vetëm me metale shumë aktive, siç është kalciumi, duke formuar hidrid kalciumi:

Ca + H 2 \u003d CaH 2

dhe me të vetmin jometal - fluorin, duke formuar fluorid hidrogjeni:

Hidrogjeni reagon me shumicën e metaleve dhe jometaleve në temperatura të ngritura ose nën ndikime të tjera, si ndriçimi:

O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O

Mund të "marrë" oksigjenin nga disa okside, për shembull:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O

Ekuacioni i shkruar pasqyron vetitë reduktuese të hidrogjenit.

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

Formon halogjenet e hidrogjenit me halogjenet:

F 2 + H 2 → 2HF, reagimi vazhdon me një shpërthim në errësirë ​​dhe në çdo temperaturë,

Cl 2 + H 2 → 2HCl, reaksioni vazhdon me një shpërthim, vetëm në dritë.

Ai ndërvepron me blozën në ngrohje të fortë:

C + 2H 2 → CH 4

Ndërveprimi me metalet alkaline dhe alkaline tokësore

Kur ndërvepron me metale aktive, hidrogjeni formon hidride:

2Na + H 2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

Mg + H 2 → MgH 2

hidridet- substanca të ngurta të ngjashme me kripën, që hidrolizohen lehtësisht:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Ndërveprimi me oksidet e metaleve (zakonisht elementet d)

Oksidet reduktohen në metale:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O

WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Hidrogjenizimi i përbërjeve organike

Hidrogjeni molekular përdoret gjerësisht në sintezën organike për reduktimin e përbërjeve organike. Këto procese quhen reaksionet e hidrogjenizimit. Këto reaksione kryhen në prani të një katalizatori në presion i ngritur dhe temperatura. Katalizatori mund të jetë ose homogjen (p.sh. katalizator Wilkinson) ose heterogjen (p.sh. nikel Raney, paladium mbi karbon).

Kështu, në veçanti, gjatë hidrogjenizimit katalitik të përbërjeve të pangopura, si alkenet dhe alkinet, formohen komponime të ngopura, alkane.

Gjeokimia e hidrogjenit

Hidrogjeni i lirë H 2 është relativisht i rrallë në gazrat tokësorë, por në formën e ujit ai merr një pjesë jashtëzakonisht të rëndësishme në proceset gjeokimike.

Hidrogjeni mund të jetë i pranishëm në minerale në formën e jonit të amonit, jonit hidroksil dhe ujit kristalor.

Hidrogjeni prodhohet vazhdimisht në atmosferë si rezultat i dekompozimit të ujit. rrezatim diellor. Duke pasur një masë të vogël, molekulat e hidrogjenit kanë një shpejtësi të lartë të lëvizjes së difuzionit (është afër shpejtësisë së dytë kozmike) dhe, duke u futur në shtresat e sipërme të atmosferës, mund të fluturojnë larg në hapësirën e jashtme.

Karakteristikat e qarkullimit

Hidrogjeni, kur përzihet me ajrin, formon një përzierje shpërthyese - të ashtuquajturin gaz shpërthyes. Ky gaz është më shpërthyes kur raporti vëllimor i hidrogjenit dhe oksigjenit është 2:1, ose hidrogjeni dhe ajri është afërsisht 2:5, pasi ajri përmban afërsisht 21% oksigjen. Hidrogjeni është gjithashtu një rrezik zjarri. Hidrogjeni i lëngshëm mund të shkaktojë ngrirje të rëndë nëse bie në kontakt me lëkurën.

Përqendrimet shpërthyese të hidrogjenit me oksigjen ndodhin nga 4% në 96% të vëllimit. Kur përzihet me ajër nga 4% në 75(74)% në vëllim.

Ekonomia

Kostoja e hidrogjenit në dërgesat e mëdha me shumicë varion nga 2-5 dollarë për kg.

Aplikacion

Hidrogjeni atomik përdoret për saldimin atomik me hidrogjen.

Industria kimike

• Në prodhimin e amoniakut, metanolit, sapunit dhe plastikës
• Në prodhimin e margarinës nga vajrat bimore të lëngëta
• Regjistruar si aditiv ushqimor E949(gazin e paketimit)

Industria ushqimore

Industria e aviacionit

Hidrogjeni është shumë i lehtë dhe gjithmonë ngrihet në ajër. Pasi aeroplanët dhe Balona mbushur me hidrogjen. Por në vitet '30. Shekulli 20 pati disa katastrofa, gjatë të cilave aeroplanët shpërthyen dhe u dogjën. Në ditët e sotme, aeroplanët janë të mbushur me helium, pavarësisht kostos së tij dukshëm më të lartë.

Karburant

Hidrogjeni përdoret si lëndë djegëse raketash.

Hulumtimet janë duke u zhvilluar për përdorimin e hidrogjenit si lëndë djegëse për makina dhe kamionë. Motorët me hidrogjen nuk ndotin mjedisi dhe lëshojnë vetëm avuj uji.

Qelizat e karburantit hidrogjen-oksigjen përdorin hidrogjenin për të kthyer drejtpërdrejt energjinë reaksion kimik në elektrike.

"Hidrogjen i lëngshëm"("LW") është një gjendje e lëngshme e grumbullimit të hidrogjenit, me një peshë specifike të ulët prej 0,07 g/cm³ dhe veti kriogjenike me një pikë ngrirjeje prej 14,01 K (−259,14 °C) dhe një pikë vlimi prej 20,28 K (−252,87). °C). Është një lëng pa ngjyrë, pa erë, që kur përzihet me ajrin, klasifikohet si shpërthyes me diapazonin e ndezshmërisë 4-75%. Raporti spin i izomerëve në hidrogjenin e lëngshëm është: 99,79% - parahidrogjen; 0,21% - ortohidrogjen. Koeficienti i zgjerimit të hidrogjenit gjatë ndryshimit të gjendjes së grumbullimit në të gaztë është 848:1 në 20°C.

Si me çdo gaz tjetër, hidrogjeni i lëngshëm zvogëlon vëllimin e tij. Pas lëngëzimit, "ZHV" ruhet në kontejnerë të izoluar termikisht nën presion. Hidrogjen i lëngshëm hidrogjen i lëngshëm, LH2, LH 2) përdoret gjerësisht në industri, si një formë e ruajtjes së gazit dhe në industrinë hapësinore, si lëndë djegëse raketash.

Historia

Përdorimi i parë i dokumentuar i ftohjes artificiale në 1756 ishte nga shkencëtari anglez William Cullen, Gaspard Monge ishte i pari që mori gjendjen e lëngshme të oksidit të squfurit në 1784, Michael Faraday ishte i pari që mori amoniak të lëngshëm, shpikësi amerikan Oliver Evans ishte i pari që zhvilloi një kompresor ftohës në 1805, Jacob Perkins ishte i pari që patentoi makinën ftohëse në 1834 dhe John Gorey ishte i pari në SHBA që patentoi kondicionerin në 1851. Werner Siemens propozoi konceptin e ftohjes rigjeneruese në 1857, Carl Linde patentoi pajisje për prodhimin e ajrit të lëngshëm duke përdorur një "efekt të zgjerimit Joule-Thomson" të kaskaduar dhe ftohje rigjeneruese në 1876. Në 1885, fizikani dhe kimisti polak Zygmund Wroblewski publikoi temperaturën kritike të hidrogjenit 33 K, presionin kritik 13.3 atm. dhe një pikë vlimi në 23 K. Hidrogjeni u lëngëzuar për herë të parë nga James Dewar në 1898 duke përdorur ftohje rigjeneruese dhe shpikjen e tij, enën Dewar. Sinteza e parë e një izomeri të qëndrueshëm të hidrogjenit të lëngshëm, parahidrogjenit, u krye nga Paul Harteck dhe Karl Bonhoeffer në 1929.

Izomerët spin të hidrogjenit

Hidrogjeni në temperaturën e dhomës përbëhet kryesisht nga izomeri i spinit, ortohidrogjeni. Pas prodhimit, hidrogjeni i lëngshëm është në një gjendje metastabile dhe duhet të shndërrohet në formën e tij parahidrogjene në mënyrë që të shmanget reaksioni ekzotermik shpërthyes që ndodh kur ndryshon në temperatura të ulëta. Shndërrimi në fazën e parahidrogjenit zakonisht kryhet duke përdorur katalizatorë të tillë si oksidi i hekurit, oksidi i kromit, Karboni i aktivizuar asbesti i veshur me platin, metale të rralla të tokës ose duke përdorur aditivë të uraniumit ose nikelit.

Përdorimi

Hidrogjeni i lëngshëm mund të përdoret si një formë e ruajtjes së karburantit për motorët djegia e brendshme dhe qelizat e karburantit. Nëndetëse të ndryshme (projektet "212A" dhe "214", Gjermani) dhe koncepte të transportit të hidrogjenit janë krijuar duke përdorur këtë formë agregate të hidrogjenit (shih për shembull "DeepC" ose "BMW H2R"). Për shkak të afërsisë së modeleve, krijuesit e pajisjeve në "ZHV" mund të përdorin ose modifikojnë vetëm sisteme që përdorin gaz natyror të lëngshëm ("LNG"). Sidoqoftë, për shkak të densitetit më të ulët vëllimor të energjisë, djegia kërkon një vëllim më të madh hidrogjeni sesa gazi natyror. Nëse përdoret hidrogjen i lëngshëm në vend të "LNG" në motorët me piston zakonisht kërkon një sistem karburanti më të rëndë. Me injeksion të drejtpërdrejtë, humbjet e shtuara në traktin e marrjes zvogëlojnë mbushjen e cilindrave.

Hidrogjeni i lëngshëm përdoret gjithashtu për të ftohur neutronet në eksperimentet e shpërndarjes së neutroneve. Masat e një neutroni dhe një bërthame hidrogjeni janë pothuajse të barabarta, kështu që shkëmbimi i energjisë gjatë një përplasjeje elastike është më efikasi.

Përparësitë

Avantazhi i përdorimit të hidrogjenit është "emetimi zero" i aplikimit të tij. Produkti i ndërveprimit të tij me ajrin është uji.

Pengesat

Një litër "ZHV" peshon vetëm 0,07 kg. Kjo do të thotë, graviteti i tij specifik është 70,99 g/L në 20 K. Hidrogjeni i lëngshëm kërkon teknologji të ruajtjes kriogjenike, siç janë kontejnerët specialë të izoluar termikisht dhe kërkon trajtim të veçantë, i cili është i zakonshëm për të gjitha materialet kriogjenike. Në këtë drejtim është afër oksigjenit të lëngshëm, por kërkon më shumë kujdes për shkak të rrezikut nga zjarri. Edhe në kontejnerë të izoluar, është e vështirë ta mbash atë në temperaturën e ulët që kërkohet për ta mbajtur të lëngshëm (zakonisht avullon me një normë prej 1% në ditë). Kur e trajtoni, duhet gjithashtu të ndiqni masat e zakonshme të sigurisë kur punoni me hidrogjen - është mjaft i ftohtë për të lëngëzuar ajrin, i cili është shpërthyes.

Karburant raketash

Hidrogjeni i lëngshëm është një përbërës i zakonshëm shtytësit e raketave, i cili përdoret për përshpejtimin reaktiv të mjeteve lëshuese dhe anije kozmike. Në shumicën e lëngjeve motorët e raketave i mundësuar nga hidrogjeni, fillimisht përdoret për të ftohur në mënyrë rigjeneruese grykën dhe pjesët e tjera të motorit përpara se të përzihet me një oksidues dhe të digjet për të prodhuar shtytje. Motorët modernë me fuqi H 2 / O 2 në përdorim konsumojnë një përzierje karburanti të pasur me hidrogjen, e cila rezulton në një sasi të caktuar hidrogjeni të padjegur në shkarkim. Përveç rritjes së impulsit specifik të motorit duke ulur peshën molekulare, kjo gjithashtu redukton erozionin e grykës dhe dhomës së djegies.

Pengesat e tilla për përdorimin e "ZHV" në zona të tjera, si natyra kriogjenike dhe densiteti i ulët, janë gjithashtu një pengesë për t'u përdorur në këtë rast. Për vitin 2009, ekziston vetëm një mjet lëshues (LV "Delta-4"), i cili është tërësisht një raketë hidrogjeni. Në thelb, "ZhV" përdoret ose në shkallët e sipërme raketa, ose në blloqe, të cilat kryejnë një pjesë të konsiderueshme të punës për vendosjen e ngarkesës në hapësirë ​​në vakum. Si një nga masat për rritjen e densitetit të këtij lloji të karburantit, ka propozime për përdorimin e hidrogjenit të ngjashëm me llumin, pra të formës gjysmë të ngrirë të "ZHV".

§3. Ekuacioni i reagimit dhe si të shkruhet

Ndërveprim hidrogjeni nga oksigjen, siç vendosi Sir Henry Cavendish, çon në formimin e ujit. Le të vazhdojmë me të shembull i thjeshtë mësoni si të kompozoni ekuacionet e reaksioneve kimike.
Çfarë vjen nga hidrogjeni Dhe oksigjen, ne tashmë e dimë:

H 2 + O 2 → H 2 O

Tani marrim parasysh që atomet e elementeve kimike në reaksionet kimike nuk zhduken dhe nuk shfaqen nga asgjëja, nuk kthehen në njëri-tjetrin, por kombinohen në kombinime të reja për të formuar molekula të reja. Kjo do të thotë se në ekuacionin e reaksionit kimik të atomeve të secilit lloj duhet të ketë të njëjtin numër përpara reagimet ( majtas nga shenja e barabartë) dhe pas fundi i reagimit ( në të djathtë nga shenja e barabartë), si kjo:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Kjo është ajo që është ekuacioni i reaksionit - regjistrim i kushtëzuar i një reaksioni kimik të vazhdueshëm duke përdorur formulat e substancave dhe koeficientët.

Kjo do të thotë se në reagimin e mësipërm dy nishane hidrogjeni duhet të reagojë me nga një nishan oksigjen, dhe rezultati do të jetë dy nishane ujë.

Ndërveprim hidrogjeni nga oksigjen- një proces aspak i thjeshtë. Ajo çon në një ndryshim në gjendjet e oksidimit të këtyre elementeve. Për të zgjedhur koeficientët në ekuacione të tilla, zakonisht përdoret metoda " bilanc elektronik".

Kur uji formohet nga hidrogjeni dhe oksigjeni, kjo do të thotë se hidrogjeni ndryshoi gjendjen e oksidimit nga 0 përpara +I, por oksigjen- nga 0 përpara −II. Në të njëjtën kohë, disa (n) elektronet:

Këtu shërbejnë elektronet dhuruese të hidrogjenit agjent reduktues, dhe elektronet që pranojnë oksigjen - agjent oksidues.

Agjentët oksidues dhe reduktues

Tani le të shohim se si duken veçmas proceset e dhënies dhe marrjes së elektroneve. Hidrogjeni, pasi u takua me "grabitësit" - oksigjeni, humbet të gjithë pronën e tij - dy elektrone, dhe gjendja e tij e oksidimit bëhet e barabartë me +I:

H 2 0 − 2 e− = 2Н + I

Ndodhi ekuacioni i gjysmëreaksionit të oksidimit hidrogjeni.

Dhe banditi oksigjen Rreth 2, pasi ka marrë elektronet e fundit nga hidrogjeni fatkeq, është shumë i kënaqur me gjendjen e tij të re të oksidimit -II:

O 2 + 4 e− = 2O − II

Kjo ekuacioni i gjysmëreaksionit të reduktimit oksigjen.

Mbetet të shtojmë se si "banditi" dhe "viktima" e tij kanë humbur identitetin e tyre kimik dhe nga substancat e thjeshta - gazrat me molekula diatomike. H 2 Dhe Rreth 2 bëhu pjesë e së resë kimike - ujë H 2 O.

Më tej, ne do të argumentojmë si më poshtë: sa elektrone i dha reduktuesi banditit oksidues, aq sa mori ai. Numri i elektroneve të dhuruara nga agjenti reduktues duhet të jetë i barabartë me numrin e elektroneve të pranuara nga agjenti oksidues..

Kështu që ju duhet barazojnë numrin e elektroneve në gjysmëreaksionin e parë dhe të dytë. Në kimi, forma e mëposhtme e kushtëzuar e shkrimit të ekuacioneve të gjysmëreaksioneve pranohet:

	2 H 2 0 − 2 e− = 2Н + I
	1 O 2 0 + 4 e− = 2O − II

Këtu janë numrat 2 dhe 1 në të majtë të mbajtëse kaçurrelë janë faktorë që do të ndihmojnë që numri i elektroneve të dhëna dhe të marra të jetë i barabartë. Marrim parasysh se në ekuacionet e gjysmëreaksioneve jepen 2 elektrone, pranohen 4. Për të barazuar numrin e elektroneve të marra dhe të dhëna, gjenden shumëfishi më pak i zakonshëm dhe faktorë shtesë. Në rastin tonë, shumëfishi më i vogël i zakonshëm është 4. Faktorët shtesë do të jenë 2 për hidrogjenin (4: 2 = 2), dhe për oksigjenin - 1 (4: 4 = 1)
Shumëzuesit rezultues do të shërbejnë si koeficientë të ekuacionit të reagimit të ardhshëm:

2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O -II

Hidrogjeni të oksiduara jo vetëm kur takohen oksigjen. Përafërsisht i njëjti efekt në hidrogjen dhe fluorin F2, halogjen dhe "grabitësi" i famshëm, dhe në dukje i padëmshëm azotit N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F -I

3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I

Kjo rezulton në fluori i hidrogjenit HF ose amoniaku NH3.

Në të dy komponimet, gjendja e oksidimit hidrogjeni bëhet e barabartë +I, sepse ai merr partnerë në molekulë "të pangopur" për të mirën elektronike të dikujt tjetër, me elektronegativitet të lartë - fluorin F Dhe azotit N. Në azotit vlera e elektronegativitetit konsiderohet e barabartë me tre njësi konvencionale, dhe y fluorin në përgjithësi, elektronegativiteti më i lartë midis të gjithë elementëve kimikë është katër njësi. Pra, nuk është çudi që ata e lënë atomin e varfër të hidrogjenit pa asnjë mjedis elektronik.

Por hidrogjeni ndoshta rivendos- pranojnë elektronet. Kjo ndodh nëse në reaksion me të marrin pjesë metalet alkali ose kalciumi, në të cilin elektronegativiteti është më i vogël se ai i hidrogjenit.